electroquimica

Universidad nacional de ingenieria
FACULTAD DE INGENIERIA QUIMICA
DEPARTAMENTO DE operaciones unitarias
QUÍMICA GENERAL

UNIDAD V: ELECTROQUIMICA

TEMAS:
1. Reacciones REDOX. Agente Oxidante y Agente Reductor.
2. Balanceo de las Reacciones REDOX
3. Celdas Electroquímicas.
4. Celdas Galvánicas y Celdas Electrolíticas.
5. Tipos de electrodos
6. Fuerza electromotriz de una pila
7.Potencial estándar de electrodo.
8. Espontaneidad de las reacciones REDOX
9. Efecto de la concentración en la FEM de la celda
10. Ecuación de Nernst
11. Ejemplos de pilas de uso práctico
12. Corrosión. Definición y alcance.
12.1 Clasificación según la forma.
12.2 Clasificación según el medio.
12.3 Métodos anticorrosivos.

OBJETIVOS:

1. Establecer la diferencia entre una reacción deoxidación y una reacción de reducción, un agente reductor y un agente oxidante.
2. Balancear correctamente Ecuaciones REDOX por el Método del Número de Oxidación y por el Método del ión-electrón.
3. Explicar la estructura básica de una pila electroquímica.
4. Clasificar pilas electroquímicas de acuerdo a su utilidad práctica: pilas galvánicas o electrolíticas.
5. Describir e identificar loscuatro tipos básicos de electrodos estudiados.
6. Explicar el concepto de Fuerza electromotriz para pilas y para sus electrodos.
7. Utilizar la FEM como criterio de espontaneidad de las reacciones REDOX.
8. Describir cómo se usan y de donde provienen los potenciales estándares de reducción de los electrodos. (Uso de tablas de Eº)

1- REACCIONES REDOX:

Hace algunos años el término de oxidaciónfue aplicado generalmente a reacciones en las cuales las sustancias se combinaban con el oxígeno y la reducción se definió como la eliminación del oxígeno de un compuesto que lo contenga. Los términos modernos de oxidación y reducción se definen sobre la base del cambio en el Número de Oxidación de un elemento. Esta se efectúa con transferencia de electrones.
DEFINICIONES:

Oxidación: Procesoen el cual un átomo sufre un aumento algebraico del número de oxidación, debido a la pérdida de electrones.
Reducción: Proceso en el cual un átomo sufre una disminución algebraica del número de oxidación, debido a la ganancia de electrones.

Ejemplo 6.1: La reacción del Azufre con el Oxígeno es: S0 + O20  S+4 O2-2

El # de oxidación del átomo de azufre (S), aumenta de 0 a +4, se diceque se ha oxidado (pierde 4e-). El # de oxidación del átomo de oxígeno (O), disminuye de 0 a -2, se dice que se ha reducido (gana 2e-).

Agente Oxidante: La sustancia que se reduce es responsable de la oxidación.
Agente Reductor: La sustancia que se oxida es responsable de la reducción.

Haciendo referencia al primer ejemplo: El azufre (S) se oxida, es el agente reductor (reduce al oxígeno)y el Oxígeno (O2) se reduce, es el agente oxidante (oxida al azufre).

Ambos procesos son complementarios en una reacción, no pueden ocurrir por sí solos. El incremento total del número de oxidación debe ser igual a la disminución total del número de oxidación; esto significa que una sustancia no puede reducirse a menos que otra se oxide simultáneamente.
2- MÉTODOS DE BALANCEO DE LASECUACIONES REDOX

Método del Número de Oxidación: Este método se puede utilizar para equilibrar ecuaciones iónicas netas en las que solamente figuran los iones y moléculas que intervienen en la reacción.

Paso 1: Los números de oxidación de los átomos de la ecuación se determinan para identificar los que sufren oxidación y reducción.
Paso 2: Se colocan los coeficientes para que la pérdida deelectrones total y la ganancia de electrones total, sean iguales.
Paso 3: La ecuación termina de balancearse escogiendo los factores convenientes.

Ejemplo 6.2: Balancear la reacción Redox. H N O3 + H2 S  N O + S + H2 O

Paso 1: Identificar las sustancias que sufren cambios en su número de oxidación.

+5 -2 +2 0
H NO3 + H2 S  NO + S + H2 O

El...